高考化学艺体生百日冲刺专题九电解质溶液讲练文档格式.docx
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(2)电离平衡的特征
(3)外界条件对电离平衡的影响
①内因:
弱电解质本身的性质。
②外因:
a.温度:
升高温度,电离平衡向电离方向移动,电离程度增大,原因是电离过程吸热。
b.浓度:
加水稀释,使弱电解质的浓度减小,电离平衡向电离的方向移动,电离程度增大。
c.同离子效应:
例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体,溶液中
c(CH3COO-)增大,CH3COOH的电离平衡向左(填“左”或“右”)移动,电离程度减小,c(H+)减小,pH值增大。
3.
(1)填写下表
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·
H2O
H2ONH+OH-
Kb=1.7×
10-5
CH3COOH
CH3COOHCH3COO-+H+
Ka=1.7×
HClO
HClOH++ClO-
Ka=4.7×
10-8
(2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”),判断的依据:
相同条件下,电离常数越大,电离程度越大,c(H+)越大,酸性越强。
(3)电离平衡常数的意义:
弱酸碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。
电离平衡常数越大,电离程度越大。
多元弱酸的电离以第一步电离为主,各级电离平衡常数的大小差距较大。
(4)外因对电离平衡常数的影响:
电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关,与电解质的浓度无关,升高温度,K值增大,原因是电离是吸热过程。
【核心考点讲练】
1.以0.1mol·
L-1CH3COOH溶液为例:
CH3COOHCH3COO-+H+(ΔH>
0)。
实例(稀溶液)
CH3COOHH++CH3COO- ΔH>
改变条件
平衡移动方向
n(H+)
c(H+)
导电能力
Ka
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
增强
加HCl(g)
←
加NaOH(s)
加入镁粉
升高温度
2.碳酸是二元弱酸
(1)电离方程式是H2CO3H++HCO,HCOH++CO。
(2)电离平衡常数表达式:
Ka1=,Ka2=。
(3)比较大小:
Ka1>
Ka2。
3.强酸与弱酸的比较
浓度均为0.01mol·
L-1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸
HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2=pHHA<
pHHB
浓度:
0.01mol·
L-1=c(HA)<
c(HB)
开始与金属反应的速率
HA>
HB
HA=HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA<
体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
c(A-)与c(B-)大小
c(A-)>
c(B-)
c(A-)=c(B-)
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA:
HB:
变大
加水稀释10倍后
3=pHHA<
3=pHHA>
pHHB>
2
溶液的导电性
水的电离程度
【典例1】
(2011·
新课标全国卷,10)将浓度为0.1mol·
L-1HF溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是( )
A.c(H+)B.c(HF)C.D.
解析 HF为弱酸,存在电离平衡:
HFH++F-。
根据勒夏特列原理:
当改变影响平衡的一个条件,平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动,但平衡的移动不能完全消除这种改变,故加水稀释,平衡正向移动,但c(H+)减小,A错误;
电离平衡常数只受温度的影响,温度不变,电离平衡常数Ka不变,B错误;
当溶液无限稀释时,c(F-)不断减小,但c(H+)接近10-7mol·
L-1,所以减小,C错误;
=,由于加水稀释,平衡正向移动,所以溶液中n(H+)增大,n(HF)减小,所以增大,D正确。
答案 D
【技巧点拨】电离过程是可逆过程,可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡
【典例2】(2009·
山东理综,15)某温度下,相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释,平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。
据
图判断正确的是( )
A.Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线
B.b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C.a点Kw的数值比c点Kw的数值大
D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
解析 醋酸在稀释时会继续电离,则在稀释相同体积的盐酸与醋酸的过程中醋酸中的H+浓度减小得慢、pH小,A项错误;
随着稀释体积的增大,溶液中离子浓度在减小,B项正确;
温度一定,任何稀的水溶液中的Kw都是一定值,C项错误;
由于醋酸是弱酸,要使盐酸和醋酸溶液pH值相同,醋酸的浓度比盐酸大得多,D项错误。
答案 B
【技巧点拨】讨论弱电解质电离平衡移动时,一般地,加热时,不考虑电解质挥发、分解;
加水时,溶液体积增大程度大于电离出离子增大的程度。
加入物质是否与弱电解质发生化学反应等。
电离平衡移动能“减弱”改变,但不能“抵消”改变。
◇考点2水的电离和溶液的pH
一、水的电离
1.水的电离
水是极弱的电解质,水的电离方程式为H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。
2.水的离子积常数
Kw=c(H+)·
c(OH-)。
(1)室温下:
Kw=1×
10-14。
(2)影响因素;
只与温度有关,升高温度,Kw增大。
(3)适用范围:
Kw不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
3.影响水电离平衡的因素
(1)升高温度,水的电离程度增大,Kw增大。
(2)加入酸或碱,水的电离程度减小,Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3),水的电离程度增大,Kw不变。
二、溶液的酸碱性和pH值
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
(1)酸性溶液:
c(H+)>
c(OH-),常温下,pH<
7。
(2)中性溶液:
c(H+)=c(OH-),常温下,pH=7。
(3)碱性溶液:
c(H+)<
c(OH-),常温下,pH>
2.pH及其测量
(1)计算公式:
pH=-lgc(H+)。
(2)测量方法
①pH试纸法:
用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上,用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央,变色后与标准比色卡对照,即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
三、酸碱中和滴定
1.实验原理
利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=。
酸碱中和滴定的关键:
(1)准确测定标准液的体积。
(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
错误!
未找到引用源。
(2)试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用
①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管,因为酸和氧化性物质易腐蚀橡胶管。
②碱性的试剂一般用碱式滴定管,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使活塞无法打开。
3.实验操作
实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管:
查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶:
注碱液→记读数→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复二至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=计算。
4.常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<
5.0红色
5.0~8.0紫色
>
8.0蓝色
甲基橙
3.1红色
3.1~4.4橙色
4.4黄色
酚酞
8.2无色
8.2~10.0浅红色
10.0红色
5.原理
依据原理c(标准)·
V(标准)=c(待测)·
V(待测),所以c(待测)=,因c(标准)与V(待测)已确定,因此只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化,即分析出结果。
1.外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
Kw
c(OH-)
酸
逆
碱
可水解的盐
Na2CO3
正
NH4Cl
温度
升温
降温
其他:
如加入Na
2.溶液的酸碱性与pH的关系
室温下:
3.加水稀释时pH值的变化规律
(1)等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)
物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数,溶液的pH变化不同,强酸的pH增大快;
若加水稀释到相同pH,强酸加水多。
(2)等pH的盐酸(a)与醋酸(b)
pH相同的强酸与弱酸,加水稀释相同倍数,溶液的pH变化不同,强酸的pH变化大;
若加水稀释到相同pH,弱酸加水多。
4.中和滴定的误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
读数
酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯)
酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰)
【